MASSE ATOMICHE. Es.: 2H 2 + O 2 2H 2 O

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1 MASSE ATOMICE Sono a volte impropriamente chiamate pesi atomici. All'epoca di Dalton non era possibile pesare i singoli atomi ma solo trovare la massa di un atomo relativa a quella di un altro di riferimento. Es.: O O 1,000 g di idrogeno reagiscono con 7,94 g di ossigeno massa atomica ossigeno=2 x 7,94=15,88 (relativa all'idrogeno) Difficoltà legate alla conoscenza della formula molecolare. Fino al 1850 la formula dell acqua non era nota con certezza e si ipotizzava fosse proprio O per cui la massa dell ossigeno era 7,94 Solo in seguito si capì che la formula era 2 O e la massa relativa dell'ossigeno fu fissata pari a 15,88. Inizialmente Dalton riferì le masse atomiche all'idrogeno. Successivamente si passò ad una scala basata sull'ossigeno (1925)

2 Dal 1961 si usa una scala basata sul carbonio-12 ossia sull'isotopo 12 C A tale isotopo è stata arbitrariamente assegnata una massa di 12 unità di massa atomica. Una unità di massa atomica (a.m.u.)= un dodicesimo della massa dell'atomo di carbonio-12 = 1, Kg Peso atomico= massa atomica media di un elemento allo stato naturale espresso in unità di massa atomica Oggi è possibile misurare accuratamente le masse atomiche tramite uno strumento chiamato spettrometro di massa

3 Masse atomiche ed abbondanza isotopica Calcolo della massa atomica media di un elemento note le abbondanze relative degli isotopi costituenti. Cloro: isotopo massa isotopo abbondanza relativa Cl Cl 34, , , , ,96885 uma x 0,75771 = 26,49625 uma + 36,96590 uma x 0,24229 = 8,95647 uma massa atomica media = 35,45272 uma Lo stesso procedimento può essere applicato ad elementi costituiti da tre o più isotopi di cui sono note le abbondanze relative. La somma delle abbondanze relative di tutti gli isotopi di un dato elemento è uno.

4 TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI Nel 1869 i chimici Mendeleev (russo) e Meyer (tedesco) indipendentemente trovarono che ordinando gli elementi in ordine di peso atomico e disponendoli in file orizzontali una sopra l'altra, gli elementi di ogni colonna avevano proprietà simili. Tale disposizione tabulare degli elementi è nota come tavola periodica: un periodo è composto dagli elementi di una qualsiasi fila orizzontale un gruppo è costituito dagli elementi di una qualsiasi colonna verticale Il primo periodo è costituito da due elementi: idrogeno e elio. Il secondo e il terzo periodo sono costituiti da 8 elementi. Il quarto e il quinto periodo sono costituiti da 18 elementi. Il sesto periodo è costituito da 32 elementi (14 a parte). Il settimo periodo è incompleto (fino al 109?). La tabella è costituita da 18 gruppi più i 14 elementi di transizione interna (lantanidi e attinidi). I gruppi sono numerati secondo due convenzioni: 1) I A VIII A e I B VIII B oppure 1 A 8 A e 1 B 8 B 2) 1 18 nell'ordine

5 VIIIA

6 Metalli, Non-metalli e Semimetalli Gli elementi sono classificati in due categorie principali metalli e non-metalli divisi sulla tavola da una linea a zigzag I metalli sono solidi (eccetto il mercurio) con una caratteristica lucentezza, malleabilita e duttilità; sono inoltre buoni conduttori di calore ed elettricità I non-metalli sono gas o solidi (eccetto il bromo) che non presentano caratteristiche metalliche Gli elementi attorno alla linea a zigzag hanno caratteristiche intermedie fra metalli e non-metalli e sono noto come semimetalli o metalloidi. Le caratteristiche metalliche aumentano da destra verso sinistra e dall alto verso il basso.

7 FORMULA CIMICA E' una notazione che usa i simboli atomici con dei numeri a pedice per indicare le quantità relative degli elementi che costituiscono la sostanza. In tale accezione è anche nota come formula empirica o formula minima. NaCl 1:1 Al 2 O 3 2:3 Questo è il tipo più semplice di formula chimica. Prima di passare a formule chimiche più elaborate occorre considerare la classificazione delle sostanze in due tipi principali: sostanze molecolari o sostanze ioniche

8 Sostanze molecolari Una molecola è un gruppo di atomi connessi da legami chimici (forti). Una sostanza molecolare è una sostanza composta da molecole tutte uguali. O O O O O O O O O O O O

9 Una formula molecolare è una formula chimica che dà l'esatto numero degli atomi di una molecola. La formula di struttura mostra come sono legati fra di loro gli atomi di una molecola. Acqua Ammoniaca Idrazina Formula empirica 2 O N 3 N 2 Formula molecolare 2 O N 3 N 2 4 Formula di struttura O N N N

10 propene (propilene) formula minima: C 2 formula molecolare: C 3 6 formula di struttura: - C C = C

11 Sostanze ioniche Uno ione è una particella carica ottenuta da un atomo o un gruppo di atomi legati chimicamente per addizione o sottrazione di elettroni. Anione: ione carico negativamente Cl SO 4 2- Catione: ione carico positivamente Na + Ca 2+ Un composto ionico è un composto costituito da cationi ed anioni tenuti assieme da forze elettrostatiche in una disposizione spaziale regolare. In tali casi si parla di unità formula più che di formula chimica e non si può definire una molecola NaCl 1 ione Na + per ogni ione Cl Fe 2 (SO 4 ) 3 2 ioni Fe 3+ per 3 ioni SO 4 2-

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13 Scrittura corretta delle unità formula per le sostanze ioniche Le unità formula per le sostanze ioniche vanno scritte in modo che siano elettricamente neutre. L elettroneutralità può essere raggiunta prendendo tanti cationi quante sono le unità di carica dell anione e viceversa: Na + Cl NaCl Na + O 2- Na 2 O Cr 3+ O 2- Cr 2 O 3 Ca 2+ O 2- CaO (Ca 2 O 2 )

14 I composti chimici sono suddivisi in: Composti organici: composti del carbonio, considerabili come derivati da idrocarburi (composti di carbonio e idrogeno) Composti inorganici: composti formati da tutti gli altri elementi, inclusi alcuni composti semplici del carbonio (CO, CO 2, ecc.)

15 Nomenclatura composti inorganici Composti ionici Un composto ionico prende il nome dagli ioni che contiene scrivendo prima il catione e poi l anione NaCl sodio cloruro È anche molto usata una variante in cui si inverte l ordine e si fa precedere il nome del catione da di NaCl cloruro di sodio Uno ione monoatomico è uno ione formato da un singolo atomo Uno ione poliatomico è uno ione costituito da due o più atomi legati chimicamente Na + Cl - ioni monoatomici N 4 + SO 4 2- ioni poliatomici

16 Un catione monoatomico prende il nome dall elemento Na + Ca 2+ Al 3+ ione sodio ione calcio ione alluminio Molti elementi di transizione formano cationi con diverse cariche che sono distinti da un numero romano (fra parentesi) pari alla carica Fe 2+ ione ferro (II) o ione ferroso Fe 3+ ione ferro (III) o ione ferrico In una vecchia nomenclatura si usano i suffissi oso e ico per gli ioni con carica minore e maggiore

17 Sn 4+ Pb 4+ Bi 5+ I metalli formano cationi, per quelli non di transizione (arancioni nella figura) la carica del catione è uguale al numero del gruppo nella nomenclatura non IUPAC.

18 PRINCIPALI CATIONI formula nome Cr 3+ Cromo(III) o cromico Mn 2+ Manganese(II) o manganoso Fe 2+ Ferro(II) o ferroso Fe 3+ Ferro(III) o ferrico Co 2+ Cobalto(II) o cobaltoso Ni 2+ Nichel(II) o nichel Cu 2+ Rame(II) o rameico Zn 2+ Zinco Ag + Argento Cd 2+ Cadmio g 2+ Mercurio(II) o mercurico

19 Un anione monoatomico prende il nome dall elemento seguito dal suffisso -uro Cl - S 2- cloruro solfuro ma O 2- ossido I non metalli formano anioni con carica pari al numero del gruppo meno 8 Cl - VII A 7-8=-1 S 2- VI A 6-8=-2

20 Ioni poliatomici L unico catione poliatomico di rilievo è: N 4 + ione ammonio La maggior parte degli anioni poliatomici sono ossianioni, contenenti ossigeno più un altro elemento: NO 3 - CO 3 2- SO 4 2- ione nitrato ione carbonato ione solfato

21 Esempi di composti ionici FeSO 4 AlBr 3 TiO 2 Fe 2 (SO 4 ) 3 CuNO 3 Cu(NO 3 ) 2 Mg 3 N 2 Solfato di ferro (II) Bromuro di alluminio Ossido di titanio (IV) Solfato di ferro (III) Nitrato di rame (I) Nitrato di rame (II) Nitruro di magnesio

22 Composti molecolari binari Un composto binario è un composto formato da due soli elementi. I composti binari fra un metallo e un non-metallo sono solitamente ionici. Sono invece molecolari i composti binari formati fra due non-metalli o metalloidi. Il non-metallo o metalloide che compare per primo nella seguente sequenza è scritto per primo nella formula e secondo nel nome: B Si C Sb As P N Te Se S I Br Cl O F III A IVA VA VIA VIIA L ordine è quello dei gruppi dal III A al VII A e dal basso verso l alto con le eccezioni di e O Il nome viene dato al composto prendendo la radice del secondo elemento con il suffisso uro seguito dal nome del primo elemento preceduto da di Cl IBr cloruro di idrogeno bromuro di iodio

23 Quando i due elementi formano più di un composto questi si distinguono usando i seguenti prefissi 1 mono- 6 esa- 2 bi- 7 epta- 3 tri- 8 octa- 4 tetra- 9 nona- 5 penta- 10 deca- Esempi CO CO 2 NO 2 N 2 O 4 ClO 2 Cl 2 O 7 S 2 Cl 2 P 4 S 3 SF 6 Monossido di carbonio Biossido di carbonio Biossido di azoto Tetrossido di diazoto Biossido di cloro Eptossido di dicloro Dicloruro di dizolfo Trisolfuro di tetrafosforo Esafluoruro di zolfo

24 Acidi ed Anioni Per il momento definiamo acido un composto che produce ioni + ed un anione quando viene sciolto in acqua: NO 3 in acqua dà + e NO 3 - Un ossiacido è un acido contenente idrogeno, ossigeno ed un altro elemento (un non-metallo). In acqua un ossiacido produce uno o più ioni + ed un ossianione. Il nome di un ossiacido si ottiene dalla radice del nome dell elemento centrale più il suffisso -ico NO 3 ClO 3 Acido nitrico Acido clorico

25 Se l elemento forma due ossiacidi essi sono distinti dai suffissi oso (con meno atomi di ossigeno) e ico (con più atomi di ossigeno) NO 2 NO 3 Acido nitroso Acido nitrico Se l elemento forma tre o quattro ossiacidi si usano i prefissi ipo e per- associati con i due suffissi oso e ico ClO Acido ipocloroso ClO 2 ClO 3 Acido Acido cloroso clorico ClO 4 Acido perclorico

26 I nomi degli ossiacidi e quelli degli ossianioni sono strettamente correlati. Per ottenere il nome dall ossianione da quello dell ossiacido si sostituiscono i suffissi oso con ito e ico con ato: NO 2 Acido nitroso NO 2 - Ione nitrito NO 3 Acido nitrico NO 3 - Ione nitrato

27 ClO Acido ipocloroso ClO - Ione ipoclorito ClO 2 Acido cloroso ClO 2 - Ione clorito ClO 3 Acido clorico ClO 3 - Ione clorato ClO 4 Acido perclorico ClO 4 - Ione perclorato

28 Alcuni acidi possono perdere più di uno ione + e dare anioni intermedi di tipo acido: 3 PO 4 Acido fosforico 2 PO 4 PO 4 2 PO 4 3 Ione diidrogeno fosfato Ione monoidrogeno fosfato Ione fosfato Idracidi Alcuni composti binari di idrogeno e non metalli producono soluzioni acide in acqua e sono detti idracidi. Tali composti prendono il nome dell elemento più il suffisso idrico preceduto da acido Cl 2 S acido cloridrico acido solfidrico Si noti l analogia con i corrispondenti anioni dove idrico diventa -uro Cl - cloruro S 2- solfuro

29 REAZIONI CIMICE Equazioni chimiche Una equazione chimica è la rappresentazione simbolica di una reazione chimica in termini di formule chimiche 2 Na + Cl 2 2 NaCl Reagente Prodotto Coefficiente stechiometrico In molti casi è utile indicare gli stati o le fasi delle sostanze ponendo appropriati simboli fra parentesi indicanti le fasi dopo le formule (g) = gas (l) = liquido (s) = solido (aq) = soluzione acquosa L'equazione precedente diventa così: 2Na(s) + Cl 2 (g) 2 NaCl(s)

30 BILANCIAMENTO DI REAZIONI CIMICE Quando in una equazione chimica i coefficienti stechiometrici sono scritti correttamente il totale degli atomi di ogni elemento è uguale in entrambi i membri dell'equazione. L'equazione chimica è allora bilanciata. 2 NO + O 2 2 NO 2 2 atomi N 2 atomi N 4 atomi O 4 atomi O OK!

31 Un equazione chimica va bilanciata scegliendo opportunamente i coefficienti stechiometrici C O 2 CO O non bilanciata Procedimento per tentativi atomi di C atomi di atomi di O 1 C O 2 3 CO O 1 C O 2 3 CO O 1 C O 2 3 CO O C O 2 3 CO O bilanciata

32 I coefficienti possono essere moltiplicati per una costante qualsiasi, ma in genere sono scelti in modo da essere i più piccoli numeri interi 4 Na + 2 Cl 2 4 NaCl si divide per due N.B.: - bilanciare prima gli atomi contenuti in una sola sostanza ai reagenti e/o ai prodotti - attenzione al numero di atomi. Es.: in Fe 2 (SO 4 ) 3 ci sono 4x3=12 atomi di O

33 Elettroliti Reazioni in soluzione acquasa Un elettrolita è una sostanza che si scioglie in acqua producendo ioni e formando una soluzione che conduce l elettricità. Un non-elettrolita è una sostanza che si scioglie in acqua senza produrre ioni e forma una soluzione che non conduce l elettricità. Un elettrolita può essere un composto ionico o molecolare: 2 O NaCl (s) Na + (aq) + Cl (aq) Dissociazione Cl (g) + 2 O(l) 3 O + (aq) + Cl (aq) Ionizzazione Un non-elettrolita è un composto molecolare che non ionizza

34 Acidi e Basi Sono fra gli elettroliti più importanti. Definizione secondo Arrhenius: Un acido è una sostanza che in acqua libera ioni + ( 3 O + ) Cl (g) + 2 O(l) 3 O + (aq) + Cl (aq) Una base è una sostanza che in acqua libera ioni O NaO (s) 2 O Na + (aq) + O (aq) Neutralizzazione E una reazione fra un acido e una base per dare acqua e un composto ionico detto sale Cl (aq) + NaO (aq) 2 O (l) + NaCl (aq)